Michael Wächter - Fachbegriffe der Chemie

1 Die 7. Hauptgruppe im Periodensystem sind die Halogene (von griech. „halos“ = Salz und „genein“ = bilden, herstellen) – Salzbildner (reagieren mit Metallen zu Salzen): F, Cl, Br, I (+At). Alle Halogene sind farbig, giftig, ein wenig wasserlöslich und sehr gut löslich in Flüssigkeiten wie Öl, Hexan und Benzin (unpolare, nicht mit Wasser mischbare Flüssigkeiten). Sie haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen. Sie sind daher molekular (zweiatomig) wie Gase, d.h. sie bilden F2-, Cl2-, Br2- und I2-Moleküle.

2 Alle Halogene reagieren mit Metallen zu Salzen: Halogen + Metall  Metallhalogenid (Salz).

Beispiele: 2 Na + Cl 2 2 NaCl Mg + I 2 MgI 2 Pb + + I 2 PbI 2

Hinweis: Bei diesen Reaktionen gibt das Na-Atom seine Außen-e - an Chloratom ab, bei der Bildung von Magnesiumiodid das Mg-Atom 2 Außen-e - an I ab und bei der Bildung von Blei(II)-iodid, gelb, gibt das Pb-Atom 2 e - an je ein Iodatom ab. Bei dieser Elektronenabgabe ( Ox idation, ox) entstehen aus den Metallatomen immer Kationen (positiv geladene Atomteilchen), die Nichtmetall-Atome werden durch Elektronenaufnahme zu Anionen (negativ geladene Teilchen): F - , Cl - , Br - , I - ( Halogenid-Anionen ).Kationen und Anionen bilden unter Abgabe von Energie die Salzkristalle (Halogenide).

1 Halogene reagieren mit Wasserstoffgas zu Halogenwasserstoffen, die ätzend sind und mit Wasser Säuren bilden: Halogen + Wasserstoff → Halogenwasserstoff Halogenwasserstoff + Wasser→ Säure. Grund: Halogenwasserstoffe H-Hal bilden in Wasser H+-Kationen (Protonen) und Halogenid-Anionen Hal- : H-Hal → H+ + Hal- Beispiele: H2 + Cl2→ 2 HCl H2 + F2→ 2 HF (Redoxreaktionen, HCl = Chlorwasserstoff, in Wasser gelöst bildet HCl Salzsäure, ihre Salze heißen Chloride; HF = Fluorwasserstoff / Flusssäure, Salze: Fluoride). Halogenwasserstoffe, in Wasser gelöst, sind Säuren und greifen unedle Metalle an (Ätzvorgang, Korrosion). Dabei bilden sie Salze und Wasserstoffgas: Metall + Säure → Salz + Wasserstoff Beispiel: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 (Redoxreaktion: H+ nimmt je ein e- vom Metall auf)

Die Reaktionsfähigkeit der Halogene nimmt im PSE von unten nach oben stark zu. Fluor F 2ist das reaktionsfähigste Element. Beispiel: Es entflammt Kunststoffe, setzt auch viele Metalle in Brand und reagiert mit Waserstoffgas auch unterhalb von -200 °C noch explosionsartig. Es zersetzt sogar Wasser: 2 F 2+ H 2O → 2 HF + OF 2 (Produkt: Sauerstoffdifluorid, brandfördernd).

1 Metall-Halogenide sind wasserlöslich (Ausnahmen: AgHal wie z.B. AgCl, PbHal2 wie z.B. PbI2).

2 Halogenid-Anionen geben e- an reaktionsfähigere Halogenatome (im PSE weiter oben) ab. Beispiele:2 Br- + Cl2→ 2 Cl- + Br2 (Nachweisreaktion für Bromid, Br2 in Hexan orangebraun)2 I- + Cl2→ 2 Cl- + I2 (Nachweisreaktion für Iodid, I2 in Hexan rosaviolett, in H2O braun; Redoxreaktion: Cl2 nimmt je Atom 1 e- auf). Halogenid-Anionen werden daher mit Chlorwasser und Hexan nachgewiesen (pH<7), Iodid-Anionen alternativ auch mit Blei(II)-Salzlösungen: Pb2+ + 2 I-→ PbI2 (gelb, s.o.)

3 Die Nachbargruppe links der Halogene im Periodensystem ist die 6. Hauptgruppe. Diese Elemente bilden mit Metallen kalkähnliche Oxide (Kalkbildner, Chalkogene, von griech. „chalkos“ = Kalk und „genein“ = bilden, herstellen): O, S, Se, Te(,Po) Beispiele:O + 2 e-→ O2- S + 2 e-→ S2- Se + 2 e-→ Se2-(Oxid-, Sulfid-, Selenid-Anion).

4 Eine weitere Nachbargruppe der Halogene sind die Edelgase (8. Hauptgruppe): He, Ne, Ar, Kr, Xe (,Rn). Ale Edelgase sind farblos, geruchlos, ungiftig, kaum wasserlöslich und normalerweise nicht reaktionsfähig. Sie liegen daher nur in Form einzelner Atome vor (atomar), da diese kaum bzw. keine chemischen Bindungen eingehen, weil ihre Außenschale voll mit Elektronen besetzt ist („Elektronenkonfiguration“, „Elektronenoktett“, volle Außenschale mit 8 e- bzw. bei He 2 e-).

5 Elemente, die Verbindungen eingehen, zeigen folgende Arten von Reaktionen: Austausch von Elektronen, Austausch von Protonen oder Austausch von Ionen.

1 Eine Säure ist ein Stoff, der Protonen H+ abgibt (Bezeichnung auch als: Protonendonator). Beispiel: Chlorwasserstoff gibt ein Proton H+ an Wasser ab: HCl + H2O  H3O+ + Cl-

2 Eine Base(Lauge) ist ein Stoff, der Protonen aufnimmt (Protonenakzeptor). Beispiel: Ammoniakgas nimmt ein H+ von Wasser auf: NH3 + H2O  NH4+ + OH-

3 Eine Protolyse ist eine Übertragung (ein Austausch) von H+-Teilchen (Protonen), also eine Säure-Base-Reaktion. Beispiel: Chlorwasserstoffgas gibt ein Proton an ein Ammoniakgas ab: HCl + NH3 NH4+ + Cl- (Der Doppelpfeil zeigt an, dass es sich um einen umkehrbaren Vorgang handelt, er kann auch rückwärts ablaufen!)

4 Der Protolysegrad gibt an, wieviel % der Moleküle eines Stoffes ihre Protonen abgeben.

5 Neutralisation ist die Reaktion von Säuren mit Basen 1:1 zu Salz und Wasser (es bleiben weder freie Säure noch freie Laugeübrig, also nahezu keine H+-Ionen und keine OH- -Ionen)

6 Dissoziation ist der Zerfall einer Ionenbindung in einzelne Ionen beim Auflösen in Wasser (Elektrolyt). Beispiele: NaCl  Na+ + Cl- HCl  H+ + Cl- NaOH  Na+ + OH- NH4OH  NH4+ + OH- Na2CO3 2 Na+ + CO32- AlCl3 Al3+ + 3 Cl- NaHSO4 Na+ + H+ + SO42-

7 Hydratation ist der Vorgang, bei dem sich kleinste Teilchen eines Stoffes (Moleküle, Ionen) in Wasser mit einer Hülle aus Lösemittelmolekülen umgeben (Hydrathülle; Solvatation nennt man den entsprechenden Vorgang in anderen, nichtwässrigen Lösemitteln).

8 Die Stoffmengen-Konzenteration ist eine Gehaltsangabe, die angibt, welche Stoffmenge (in Mol) in einem Rauminhalt (in Liter) eines Stoffgemisches enthalten sind: c = n / V (Symbole: Stoffmengenkonzentration c , Stoffmenge n, Volumen V)

9 Die Protonenkonzentration ist die Stoffmengenkonzentration der Protonen H+in einer Flüssigkeit.

10 Der pH-Wert ist der negative, dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration (in neutralem Wasser pH=7, in Säuren: pH<7, in Basen pH>7): pH = – log c(H+) oder: c(H+) = 10-Ph

11 Eine Verdrängungsreaktion ist die Säure-Base-Reaktion einer starken Säure oder Base mit dem Salz einer schwachen Säure oder Base, wobei die schwächere Säure oder Base aus ihrem Salz freigesetzt wird. Dabei bleibt das Salz der stärkeren Säure bzw. Base zurück:Säure 1 + Salz von Säure 2 → Säure 2 + Salz 1 (Säurestärke Säure 1 > Säure 2)

12 Die Säurestärke (Der pKs-Wert einer Säure) gibt an, wie groß das Bestreben einer Säure ist, ihre Protonen abzugeben.

13 Ein Puffer ist ein Stoffgemisch, dessen pH-Wert sich bei Zugabe von Säure oder Lauge nicht ändert (1:1 aus einer schwachen Säure oder Base und deren Salz).

14 Amphoterie ist die Fähigkeit eines Stoffes, sowohl als Base als auch als Säure reagieren zu können. Beispiele: amphoter ist z.B. das Anion HCO3-: HCO3- + H+H2O + CO2 HCO3-+ OH- CO32- + H2O

15 Titration ist ein Verfahren zur Bestimmung des Säure- oder Base-Gehaltes einer Probe mithilfe einer Maßlösung bekannter Stoffmengenkonzentration.

Überblick: Reaktionen von Säuren und Basen

Reaktionsweisen von Säuren:

1) Nichtmetalloxid + Wasser → Säure (Säure-Bildung)

2) Säure + Metall → Salz + Wasserstoff (Elektronenaustausch)

3) Säure + Metalloxid → Salz + Wasser (Protonenaustausch)

4) Säure + Metallhydroxid * → Salz + Wasser * Metallhydroxid = Base

5) Säure + Salz schwächerer Säure → Schwächere Säure + Salz stärkerer Säure